АСТРАХАНСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ

ТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ

Кафедра "Общая, неорганическая и аналитическая химия"

Фундаментальные понятия и

Законы химии

Определение молекулярной массы и химического эквивалента

Учебно-методическое пособие

Астрахань

2003

Фундаментальные понятия и законы химии. Определение молекулярной массы и химического эквивалента: Учеб.-метод. пособие / Старкова Н.Н., Рябухин Ю.И. / Астрахан. гос. техн. ун-т. – Астрахань, 2003. – 32 с.

Пособие содержит материал и методики проведения трёх лабораторных работ, а также варианты заданий, нацеливающих студентов на осознанную проработку фундаментальных основ химии.

Предназначено для студентов, изучающих дисциплины "Химия" и "Общая химия".

Ил. 3, табл. 3, библиогр.: 5 назв.

Печатается по решению кафедры "Общая, неорганическая и аналитическая химия".

Протокол № 10 от 28 мая 2003 г.

Рецензент: канд. хим. наук, доц. Стороженко В.Н.

ФУНДАМЕНТАЛЬНЫЕ ПОНЯТИЯ И ТЕРМИНЫ

Химия относится к числу естественных наук, изучающих окружающий нас мир во всём богатстве его форм и многообразии происходящих в нём явлений.

Мир материален. Материя – объективная реальность, существующая вне и независимо от сознания человека.

Формы движения материи различны. Одни формы могут переходить в другие. Например, химическая форма движения переходит в тепловую и, наоборот, тепловая в химическую, химическая в электрическую и т. д. Эти переходы свидетельствуют о единстве и неразрывной связи качественно различных форм движения материи, которые являются предметом изучения той или иной дисциплины. Химия изучает химическую форму движения материи. Химические реакции^* – это одна из форм движения материи.

Химия – наука о веществах: их строении, составе, свойствах, способах получения и применения; а также о закономерностях превращения веществ.

Вещество – одна из физических форм (наряду с полем) существования материи. Под веществом понимают вид материи, которая обладает массой покоя (атомы, молекулы и то, что из них построено, то есть, совокупность дискретных (прерывных) образований, обладающих массой покоя). Вещество представляет собой однородный вид материи, каждая частица которого имеет одинаковые физические свойства. Вещества в чистом виде в природе не встречаются.

Природные вещества – это смеси, состоящие иногда из очень большого числа разнообразных индивидуальных веществ. Когда одно из веществ содержится в смеси в преобладающем количестве, то вся смесь обычно носит его название. Например, природную воду, которая содержит растворённые соли, газы и другие вещества, называют просто водой. Смеси могут быть неоднородными или однородными (не обнаруживающие мельчайших частиц этих веществ). Чистое вещество всегда однородно.

Объектом химических исследований являются химические элементы и их комбинации, то есть атомы, молекулы, простые и сложные вещества.

Химический элемент – вид атомов с одинаковым зарядом ядра.

Атом (от греческого аtоmоs – неделимый) – наименьшая частица химического элемента, носитель его свойств. Атом – предел химического разложения вещества. Физически атом делим. Например, в ядерных реакциях происходит распад атомов и одни химические элементы превращаются в другие.

Молекула (уменьшительное от латинского mоlеs – масса) – микрочастица, образованная из двух или большего числа химически связанных атомов и способная к самостоятельному существованию.

Понятие "молекула" введено А.Авогадро в 1811г.

Простые вещества образованы атомами одного химического элемента, и являются формой его существования в свободном состоянии. Например, кислород, озон, сера, железо, алмаз.

Сложные вещества образованы атомами различных химических элементов и могут иметь состав постоянный или меняющийся в некоторых пределах.

Химические реакции – превращение одних веществ (исходных соединений) в другие (продукты реакции) при неизменяемости ядер атомов (в отличие от ядерных реакций).

Для осуществления химических реакций часто требуются определённые условия – температура, давление, облучение (например, УФ-светом), наличие растворителя и др.

Химические реакции могут сопровождаться выделением тепла, испусканием света, изменением агрегатного состояния веществ и т. п.

Атомная масса А_r^* – относительное значение массы атома, выраженное в атомных единицах массы (а. е. м.).

1 а. е. м. = 1,66 · 10^–27 кг, что составляет массы нуклида углерода с массовым числом 12.

Относительная атомная масса показывает, во сколько раз масса атома данного элемента тяжелее массы нуклида¹²С:

А_r = .

А_r– величина безразмерная.

В периодической системе элементов Д.И. Менделеева приведена средняя относительная атомная масса каждого химического элемента, определённая с учётом его изотопного состава и распространённости в природе.

Относительная молекулярная масса М_r – сумма относительных масс атомов, входящих в состав данной молекулы:

М_r (Н₃РО₄) = 3 ּ А_r (Н) + 1 ּ А_r (Р) + 4 ּ А_r (О) = 3 ּ 1 + 1 ּ 31 + 4 ּ 16 = 98.

М_r, также как и А_r, выражается в а. е. м., и поэтому является безразмерной величиной.

Количество вещества (или n) – физическая величина, пропорциональная числу структурных единиц (атомов, молекул, ионов, электронов и др.), составляющих порцию этого вещества.

ν = ==

где ν – количество вещества;

m – масса вещества;

М – молярная масса вещества в г/моль, численно равное Мr;

V – объём газа при н.у. в л;

V_m – молярный объём при н.у. в л/моль;

N – число частиц;

N_А – число Авогадро.

Единица измерения количества вещества – моль.

Моль – количество вещества, которое содержит столько же структурных единиц, сколько содержится атомов в 12 г нуклида ¹²С.

Число структурных единиц, содержащихся в 1 моле вещества, равно 6,02 · 10²³ и называется числом Авогадро. Физико-химическая константа, отвечающая этому числу, называется постоянной Авогадро N_А = 6,02 · 10²³ моль^–1.

Молярная (мольная) масса М – масса одного моля вещества – это отношение массы порции вещества m к его количеству в этой порции:

.

Молярная масса вещества численно равна его относительной молекулярной массе (М = {М_r}) и имеет размерность г/моль.

Химический эквивалент^* – некая реальная или условная частица элемента (вещества), которая соответствует 1 атому или иону водорода в ионообменных реакциях или 1 электрону в окислительно-восстановительных реакциях.

Молярная (мольная) масса эквивалента (эквивалентная масса) М_Э – это масса одного химического эквивалента элемента (вещества).

М_{Э, элемента} = ,

где В – валентность элемента.

М_{Э, оксида} = ,

где 2 – валентность кислорода;

n – число атомов кислорода в оксиде,

или М_{Э, оксида} = ,

где n – число атомов элемента;

В – валентность элемента.

М_{Э, кислоты} = ,

где n – основность кислоты.

М_{Э, основания} = ,

где n – кислотность основания.

М_{Э, соли} = ,

где n – число катионов (анионов) в молекуле;

z – модуль заряда катиона (аниона) в молекуле.

М_{Э, восстановителя (окислителя)} = ,

где n – число электронов, отданных или принятых молекулой (атомом, ионом) в окислительно-восстановительной реакции.

Размерность М_Э–г/моль.

Молярная масса химического эквивалента элемента с переменной валентностью имеет разные значения. Например, для серы в соединениях Н₂S, SО₂, Н₂SО₄ молярные массы химических эквивалентов соответственно равны: = 16,= 8,= 5,33 г/моль (где 2, 4, 6 – валентности элемента S в указанных соединениях).

Для определения молярной массы эквивалента вещества следует исходить из конкретной реакции, в которой участвует данное вещество.

Пример 1.

Н₃РО₄ + 1ּКОН = КН₂РО₄ + Н₂О

= 98 г/моль;

Н₃РО₄ + 2ּКОН = К₂НРО₄ + 2Н₂О

= 49 г/моль;

Н₃РО₄ + 3ּКОН = К₃РО₄ + 3Н₂О

= 32,7 г/моль.

Пример 2.

КНSО₄ + КОН = К₂SО₄ + Н₂О

= 136 г/моль;

КНSО₄ + ВаСl₂ = ВаSО₄ + КСl + НСl

= 68 г/моль.

Пример 3.

К₂Сr₂О₇ + Рb(СН₃СОО)₂ = РbСr₂О₇ + 2СН₃СООК

(реакция обмена)

= 147 г/моль;

К₂Сr₂О₇ + 3SО₂ + Н₂SО₄ = Сr₂(SО₄)₃ + К₂SО₄ + Н₂О

(окислительно-восстановительная реакция)

= 49 г/моль,

так как: Сr₂О₇^2– + 14Н⁺ + 6ē = 2Сr³⁺ + 7Н₂О.

Молярный (мольный) объём эквивалента вещества (эквивалентный объём) V_Э – это объём одного химического эквивалента газообразного вещества при н. у. (см. с. 11).

.

Например, для водорода Н₂:

,

= 11,2 л/моль.

Закон сохранения массы и энергии

Закон сохранения массы^*

Масса веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе веществ, образовавшихся в результате реакции

(М.В. Ломоносов, 1748 г.; А. Лавуазье, 1789 г.)

Закон сохранения массы объясняется тем, что в химических реакциях происходит только перегруппировка атомов, а их число и масса остаются постоянными. Если же число атомов каждого элемента, а следовательно, и их общая масса, не изменяется, то и масса веществ, вступивших в реакцию, должна всегда быть равной массе полученных веществ.

Закон сохранения энергии^**

Энергия системы, включающей вещества, вступившие в химическую реакцию, равна энергии системы, включающей вещества, образовавшиеся в результате реакции (1760 г.).

Суммарные масса и энергия веществ, вступивших в химическую реакцию, равны суммарным массе и энергии продуктов реакции. Среди исходных веществ и продуктов реакции могут быть не только вещества, но и потоки квантов.

Взаимосвязь между массой m и энергией Е определяется соотношением А. Эйнштейна (1905 г.):

Е = mс²,

где с – скорость света в вакууме.

Это соотношение выражает эквивалентность массы и энергии любого объекта, но не тождественность и не взаимопревращаемость вещества и энергии.

Отсюда современная формулировка закона.

В изолированной системе сумма масс и энергий постоянна.